[{"data":1,"prerenderedAt":-1},["ShallowReactive",2],{"doc-detail-72345-es":3,"doc-seo-72345-110":31,"detail-sidebar-cat-0-es-110":93},{"code":4,"msg":5,"data":6},0,"success",{"doc_id":7,"user_id":8,"nickname":9,"user_avatar":10,"doc_module":4,"category_id":11,"category_name":12,"doc_title":13,"doc_description":14,"doc_content":15,"file_id":16,"file_url":17,"file_type":18,"file_size":19,"view_count":20,"is_deleted":4,"is_public":21,"is_downloadable":21,"audit_status":21,"page_count":22,"language":23,"language_code":24,"site_id":25,"html_lang":24,"table_of_contents":26,"faqs":27,"seo_title":28,"seo_description":14,"update_tm":29,"read_time":30},72345,1099523882367,"Hazel","https://ap-avatar.wpscdn.com/davatar_9964176cb1d06d4a9deccf72a44ae3dc",38,"Examen","Energía de las reacciones químicas (Química Andalucía 2004) - TEMA 4","Resolución de ejercicios de Química (Andalucía 2004) del TEMA 4: Energía de las reacciones químicas. Incluye cálculos de entalpía de formación estándar a partir de entalpías de combustión y datos de formaciones (nitroglicerina, amoniaco, etanol, compuestos de mercurio y cloruro de hidrógeno). Se emplea estequiometría y la relación entre entalpías para obtener energías liberadas o necesarias, además de razonamientos sobre espontaneidad mediante signos de ΔH y ΔS y variaciones de entropía en procesos de cambio de estado.","PROBLEMAS RESUELTOSSELECTIVIDAD ANDALUCÍA 2004  \nQUÍMICA  \nTEMA 4: ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS  \n• Junio, Ejercicio 6, Opción A  \n• Reserva 1, Ejercicio 5, Opción A  \n• Reserva 2, Ejercicio 3, Opción A  \n• Reserva 3, Ejercicio 5, Opción A  \n• Reserva 4, Ejercicio 4, Opción A  \n• Reserva 4, Ejercicio 6, Opción B  \n• Septiembre, Ejercicio 5, Opción B  \nLa nitroglicerina, C3 H 5 (NO3 )3 , se descompone según la reacción:  \n4C3 H 5 (NO3 )3 (l) → 12CO2 (g) + 10H2 O(g) + O2 (g) + 6 N2 (g) ΔH0 = −5700kJ , a 25ºC.  \na) Calcule la entalpía de formación estándar de la nitroglicerina.  \nb) ¿Qué energía se desprende cuando se descomponen 100 g de nitroglicerina? Datos: ΔHf 0 [CO2 (g)] = −393'5kJ / mol ; ΔHf 0 [H 2 O(g)] = −241'8kJ / mol .  \nMasas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16; N = 14.  \nQUÍMICA. 2004. JUNIO. EJERCICIO 6. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Para cualquier reacción: ΔH 0R = ∑ ( ΔH 0f ) productos − ∑( ΔH 0f ) reactivos , luego:  \n−5700 = 12 ⋅ (−393'5) +10 ⋅(−241'8) − 4 ⋅ ΔHf ⇒ ΔHf = −14440 = −360 kJ / mol  \nb)  \n4 ⋅ 227 g de Nitroglicerina → − 5700  \n100 g → x Luego se desprenden 627’75 kJ  \nkJ ⎫  \n⎬ ⇒ x = − 627 '75 ⎭  \nkJ  \nCalcule:  \na) La entalpía de formación del amoniaco: N 2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)  \nb) La energía desprendida al formarse 224 litros de amoniaco en condiciones normales. Datos: Energías medias de enlace en kJ/mol: (N≡N) = 946; (H−H) = 436; (N−H) = 390. QUÍMICA. 2004. RESERVA 1. EJERCICIO 5. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Teniendo en cuenta que la entalpía de cualquier reacción es:  \nΔH R = ( ∑ H ) enlaces rotos − ( ∑ H ) enlaces formados  \nΔH R = ( ∑H ) enlaces rotos − ( ∑H ) enlaces formados = 946 + 3 ⋅ 436 − 2 ⋅ 3 ⋅ 390 = − 86 kJ  \ncomo en la reacción de formación del amoníaco se forman y se rompen la mitad de los enlaces de lareacción anterior, tenemos que:  \nΔHf = ΔH2~~ ~~R~~ ~~ = −~~ ~~862 = − 43 kJ  \nb) 224 litros de amoníaco en C.N. equivalen a 10 moles de amoníaco, por lo que la cantidad deenergía liberada será:  \n1 mol de NH  \n10 moles  \n3  \n→ − 43  \n→ x  \nkJ ⎫  \n⎬ ⇒ x = − 430 kJ ⎭  \nJustifique si en determinadas condiciones de temperatura puede ser espontánea una reacción química, la cual:  \na) Es exotérmica y en ella disminuye el desorden.  \nb) Es endotérmica y en ella disminuye el desorden.  \nc) ΔH \u003C 0 y ΔS > 0 .  \nQUÍMICA. 2004. RESERVA 2. EJERCICIO 3. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Si es exotérmica ( ΔH \u003C 0) y además disminuye el desorden ( ΔS \u003C 0 ), el signo de ΔG dependerá de la temperatura y si llega a ser espontánea, lo será a bajas temperaturas de modo que  ΔH  >  T ⋅ ΔS  .  \nb) Si es endotérmica ( ΔH > 0 ) y además disminuye el desorden ( ΔS \u003C 0 ), el signo de ΔG siempre será positivo y la reacción nunca será espontánea.  \nc) En este caso el signo de ΔG siempre será negativo y la reacción siempre será espontánea.  \nLas entalpías de formación estándar del CH 3CH 2OH(l) , CO2 (g) y H 2O(l) son, respectivamente, − 277’30 kJ/mol, − 393’33 kJ/mol y − 285’50 kJ/mol. Calcule:  \na) La entalpía de combustión del etanol.  \nb) El calor que se produce al quemar 4’60 g de etanol.  \nMasas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16.  \nQUÍMICA. 2004. RESERVA 3. EJERCICIO 5. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Lo primero que hacemos es escribir la reacción de combustión del CH3CH 2 OH(l) :  \nCH3CH 2 OH + ~~ ~~92 O 2 → 2 CO 2 + 6 H 2 O Para cualquier reacción: ΔH 0R = ∑ ( ΔH 0f ) productos − ∑( ΔH 0f ) reactivos , luego:  \nΔH C = 2 ⋅ (−393'33) + 3⋅(−285'5) − (−277 '3) = − 1365'86 kJ / mol  \nb)  \n46  \ng  \nde e tan ol 4'6 g  \n→ −1365'86  \n→ x  \nkJ ⎫  \n⎬ ⇒ x = − 136 '58 ⎭  \nkJ  \nLuego se producen 136’58 kJ  \nRazone cómo varía la entropía en los siguientes procesos:  \na) Formación de un cristal iónico a partir de sus iones en estado gaseoso.  \nb) Fusión de hielo.  \nc) Sublimación de yodo.  \nQUÍMICA. 2004. RESERVA 4. EJERCICIO 4. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Habrá una gran disminución de la entropía dado el gran aumento de orden que supone pasar del estado gaseoso (el más desordenado) al cr","cbCaiilP5MWxOGZa","https://ap.wps.com/l/cbCaiilP5MWxOGZa","pdf",116879,7,1,8,"Spanish","es",110,"# Junio, Ejercicio 6\n## Opción A\n# Reserva 1, Ejercicio 5\n## Opción A\n# Reserva 2, Ejercicio 3\n## Opción A\n# Reserva 3, Ejercicio 5\n## Opción A\n# Reserva 4, Ejercicio 4\n## Opción A\n# Reserva 4, Ejercicio 6\n## Opción B\n# Septiembre, Ejercicio 5\n## Opción B","[{\"question\":\"Cómo se calcula la entalpía de formación estándar de la nitroglicerina en el ejercicio?\",\"answer\":\"Se usa ΔH°R = ΣΔH°f(productos) − ΣΔH°f(reactivos) junto con la reacción de descomposición y las entalpías dadas de CO2(g) y H2O(g), despejando la ΔHf° de la nitroglicerina.\"},{\"question\":\"Qué energía se desprende al descomponerse 100 g de nitroglicerina?\",\"answer\":\"Se establece la proporcionalidad estequiométrica entre la cantidad de nitroglicerina y el calor asociado a la entalpía total de la reacción, obteniendo el valor de energía liberada para 100 g.\"},{\"question\":\"Cuándo una reacción puede ser espontánea si es exotérmica o endotérmica y el desorden disminuye?\",\"answer\":\"Si es exotérmica y ΔS \\u003c 0, la espontaneidad depende de la temperatura y puede darse a bajas temperaturas. 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